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Sauter à un chapitre clé
- Nous verrons comment équilibrer les équations à l'aide des masses réactives.
- Nous explorerons les formules en ce qui concerne les moles et la masse, le pourcentage de rendement, les moles et le volume et le volume et les gaz.
- Ensuite, nous passerons en revue les étapes à suivre pour résoudre les problèmes lorsque des masses réactives sont données.
- En outre, nous suivrons pas à pas le processus de détermination du pourcentage de rendement, des réactifs excédentaires et limitatifs et du volume des gaz à l'aide de quelques questions pratiques.
- Nous approfondirons une autre approche de la résolution de problèmes lorsque les masses d'un réactif sont données et que l'on demande de déterminer la masse du produit.
- Enfin, nous passerons en revue quelques exemples pour consolider nos connaissances.
Équations-bilan à l'aide des masses réactives
Tout d'abord, les masses des différents réactifs peuvent être utilisées de différentes manières. À l'aide de ces masses, nous allons explorer ce que nous pouvons trouver exactement en les utilisant. Pour ce faire, nous devons être capables d'équilibrer une équation, ce qui nous donne la stœchiométrie d'une réaction.
Stœchiométrie : La relation entre les réactifs et les produits, qui peut être utilisée pour déterminer des données.
Si nous avons les masses des réactifs, nous pouvons identifier les masses des produits, ainsi que les moles. Mais voyons d'abord comment nous pouvons équilibrer une équation à l'aide de cet exemple.
\N- [N_2 + H_2 \N- \N- NH_3\N]
À droite, nous avons 2 azote et 2 hydrogènes, et à gauche, il y a un azote et 3 hydrogènes. Nous savons donc déjà que l'équation n'est pas équilibrée.
Alors, commençons par fixer la quantité d'azote. Si nous doublons la quantité d'azote sur le côté gauche, nous aurons 2 nitrogènes des deux côtés. Nous pouvons le faire en plaçant un 2 devant le N du côté gauche, comme suit :
\N- [N_2 + H_2 \N- \N-rightarrow 2NH_3\N]
Cela signifie que nous avons 2 nitrogènes et 2 hydrogènes à droite et 2 nitrogènes et 6 hydrogènes à gauche. Pour égaler la quantité d'hydrogène, il nous en faut 4 de plus. Nous pouvons donc les multiplier par 3, en ajoutant un 3 devant l'hydrogène sur le côté droit, ce qui donne ceci :
N_2 + 3H_2 \N- 2NH_3 \N- 2NH_3 \N- 2NH_3 \N- 2NH_3 \N]
Maintenant, nous pouvons voir qu'il y a 2 nitrogènes des deux côtés et 6 hydrogènes des deux côtés. L'équation est donc équilibrée.
Formule des masses en réaction
Dans cette section de l'article, nous allons explorer les différentes équations nécessaires pour déterminer différents problèmes.
Nous allons explorer 4 équations :
- Moles et masse
- Pourcentage de rendement
- Moles et volume
- Volume des gaz
Moles et masse
Cette équation particulière est très probablement celle que tu utiliseras tout au long de ta carrière de chimiste. Elle explore la relation entre les moles, la masse et la masse moléculaire.
L'équation est la suivante :
\[\text{masse de la substance (g)} = \text{nombre de moles (mol)} \times \text{masse moléculaire (\( \mathrm{g}\,\mathrm{mol}^{-1} \))}].
Nous pouvons réarranger l'équation pour calculer les moles ou la masse moléculaire, et deux des trois facteurs sont donnés pour calculer ce dont nous avons besoin.
Rendement en pourcentage
Le rendement en pourcentage nous permet d'identifier la quantité d'un produit qui devrait être fabriquée en théorie, en utilisant cette formule :
\[\text{pourcentage de rendement} = \text{rendement réel} \div \text{rendement théorique} \text{rendement théorique} fois 100 \].
Le rendement réel est la quantité (en moles) du produit que nous avons réellement produit. Le rendement théorique est la quantité (en moles) du produit que nous avons calculé de produire, nous pouvons utiliser la stœchiométrie d'une équation pour le calculer. Il est important de se rappeler que le rendement réel et le rendement théorique doivent tous deux être exprimés en moles.
Nous divisons le rendement réel par le rendement théorique, puis nous multiplions par 100 pour déterminer le pourcentage de rendement.
Moles et volume
Nous avons déjà exploré la relation entre les moles, la masse et la masse moléculaire. L'équation suivante est différente car nous explorons la relation entre les moles, la concentration et le volume :
\( \texte {nombre de moles (mol)} \) = \( \texte {concentrations} \, \mathrm{(mol~dm^{-3})} \time \text {volume} \, \mathrm ({dm^3}) \)
Nous pouvons voir dans cette équation qu'elle peut être utilisée pour trouver le volume, la concentration ou les moles d'une solution, à condition que nous ayons deux des facteurs, bien sûr. Il est important de noter ici que le volume est \(dm^3\), nous devons donc nous assurer que toutes les valeurs que nous utilisons sont en accord les unes avec les autres. Il faut également en tenir compte lorsque l'on utilise une valeur de concentration.
Volume des gaz
La dernière équation que nous allons explorer est la relation entre le volume, le volume molaire des gaz et la quantité de gaz en moles. Cette équation ne peut être utilisée que dans des conditions dites de température et de pression standard. La température standard est de 25 ℃ et la pression standard est de 1 atmosphère. Dans ces conditions, le volume molaire du gaz est fixé à 24,5 dm3. Nous pouvons explorer l'équation ci-dessous :
\( \texte {Volume de gaz} \, (dm^3) = \text {quantité de gaz} \, (moles) \times \text {volume de gaz molaire} (24.5~dm^3) \)
Comme pour les autres équations impliquant un volume, nous devons nous assurer que les chiffres que nous utilisons sont dans les bonnes unités.
Étapes de réaction des masses
Nous avons vu les formules pour calculer les moles, la masse, le pourcentage de rendement et le volume. Maintenant, nous allons comprendre les étapes de base nécessaires pour calculer un paramètre inconnu dans un problème à l'aide des données fournies.
Par exemple, si tu veux calculer la masse d'un composé produit lorsque deux substances réagissent, dont l'une des masses est donnée, nous suivrons les étapes suivantes pour calculer la masse inconnue d'un produit.
- Écris l'équation équilibrée de la réaction en utilisant les informations données dans la question.
- Calcule les masses moléculaires de tous les réactifs et produits impliqués dans la réaction.
- Calcule le nombre de moles à partir de la masse moléculaire et de la masse de réaction(données dans la question).
- Sur la base du coefficient stoechiométrique, calcule le rapport molaire du réactif et du produit( X:Y = X moles d'un réactif réagissent pour produire Y moles d'un produit, ce qui signifie que le rapport est X:Y).
- Calcule la masse du produit qui a réagi en utilisant la masse moléculaire du produit et le nombre de moles calculé à l'étape 4.
Ceci n'est qu'un exemple de la façon de concevoir des étapes pour résoudre des problèmes en fonction des informations données. Nous verrons quelques questions pratiques dans la section suivante où nous explorerons les étapes impliquées dans la résolution de problèmes où d'autres paramètres tels que les moles, le volume et le pourcentage de rendement sont impliqués. Nous expliquerons ces étapes simultanément à l'aide de quelques exemples.
Questions pratiques sur les masses en réaction
Nous allons maintenant explorer comment nous pouvons exactement, étape par étape, calculer 4 types de problèmes différents, qui sont :
- Calcul de la masse
- Pourcentage de rendement
- Réactif excédentaire et limitant
- Volume d'une solution
- Volume de gaz
Calcul de la masse
Tout d'abord, établissons l'équation dont nous avons besoin :
\[\text{masse de la substance (g)} = \text{nombre de moles (mol)} \text{masse moléculaire (\( \mathrm{g}\,\mathrm{mol}^{-1} \))}].
Prenons maintenant un exemple :
Calcule la masse d'oxyde de calcium que l'on peut produire en brûlant complètement 6 g de calcium dans de l'oxygène.
1. Nous avons besoin d'une équation-bilan :
\[2Ca(s) + O_2(g) \rightarrow 2CaO(s)\N].
Nous pouvons voir en comparant les deux côtés de l'équation qu'il y a deux calcium de chaque côté et deux oxygènes de chaque côté.
2. Nous avons maintenant besoin de la masse moléculaire des réactifs et des produits :
\[Ca = 40]
\N- [2 \N fois O = 32 \N]
\N- [CaO = 56 \N]
3. Nous devons maintenant calculer les moles de calcium utilisées. Nous pouvons utiliser la masse fournie et la masse moléculaire du calcium.
L'équation que nous allons utiliser est la suivante :
\( \text {moles (mol)} = \text {masse} \, \mathrm(g) \times \text {Volume} \N, \Nmathrm {dm}^3 \N)
Nous voulons des moles, ce qui signifie que nous devons réarranger l'équation :
\( \text{Moles de calcium (moles)} = \text{masse de calcium (g)} \div \text{masse moléculaire de calcium} \, \mathrm {g~ mol^{-1}} \)
Donc
\[\text{Moles de calcium (moles)} = 6 (g) ÷ 40 (g mol^{-1}) = 0.15 moles\]
4. Nous devons maintenant examiner la stœchiométrie de l'équation pour identifier le rapport molaire
\[ 2Ca(s) + O_2(g) \rightarrow 2CaO(s)\]
Nous pouvons voir que le calcium et l'oxyde de calcium ont tous deux un 2 devant eux, ce qui signifie qu'ils ont un rapport 2:2, qui peut être simplifié en 1:1 Par conséquent, quelles que soient les moles de calcium, les moles d'oxyde de calcium seront les mêmes. Ainsi, le nombre de moles d'oxyde de calcium est également de 0,15 moles.
5. Enfin, nous devons à nouveau réarranger notre équation pour trouver la masse de l'oxyde de calcium
\[\text{Masse d'oxyde de calcium (g)} = \text{moles d'oxyde de calcium (moles)} \times \text{masse moléculaire d'oxyde de calcium (g mol^{-1})}\]
\[\text{Masse de l'oxyde de calcium (g)} = 0,15 (moles) \times 56 (gmol^{-1})\]
\[\text{Masse d'oxyde de calcium (g)} = 8,4 g\N]
Notre réponse finale est donc que 6 g de calcium complètement brûlés avec de l'oxygène ont produit 8,4 g d'oxyde de calcium.
Calculs des masses en réaction
Il existe une autre approche de la question ci-dessus qui te permet de ne pas avoir à passer par les moles. Prenons le même exemple que ci-dessus et voyons comment nous pouvons le résoudre autrement.
Calcule la masse d'oxyde de calcium qui peut être produite en brûlant complètement 6 g de calcium dans de l'oxygène.
Solution :
Souligne/ surligne les données données et les données à calculer dans la question.
1. Ecris l'équation équilibrée
\( 2Ca + O_2 \rightarrow 2CaO \)
2. Calcule la masse molaire du calcium et la masse moléculaire de l'oxyde de calcium car on nous a demandé de trouver la masse de réaction de l'oxyde de calcium et on nous a donné la masse de réaction du calcium.
Masse molaire de \(Ca = 40\) = Dans l'équation ci-dessus, le coefficient stoechiométrique est de 2. Par conséquent,
\( 2~ Ca = 2 fois 40 = 80g)
Masse moléculaire de \(CaO = 56\). D'après l'équation, \( 2 CaO = 2 fois 56 = 112 g)
Par conséquent, d'après l'équation, nous pouvons dire que 80 g de Ca produisent 112 g de CaO. Alors, 6 g de Ca peuvent produire Xg de CaO.
$$ 80 g \rightarrow 112 g~of~CaO $$
$$ 6 g \rightarrow X g~of~CaO $$
En faisant une multiplication croisée, on obtient ,
\( X = \dfrac {6 \times 112} {80} \)
En simplifiant la fraction,
\( X = 8.4 g \)
Par conséquent, 8,4 g d'oxyde de calcium sont produits lorsque 6 g de Ca sont brûlés dans l'oxygène.
Ainsi, nous pouvons obtenir la réponse grâce à cette méthode raccourcie. Mais il est conseillé de passer par les moles si tu as le temps dans ton examen.
Rendement en pourcentage
Tout d'abord, pour le pourcentage de rendement, nous avons besoin de l'équation suivante :
Rendement en pourcentage = rendement réel ÷ rendement théorique x 100.
Prenons maintenant un exemple :
6g de calcium réagissent avec l'oxygène pour produire de l'oxyde de calcium. Le rendement réel a été de 6,7 g. Calcule le pourcentage de rendement.
1. Nous avons besoin d'une équation équilibrée :
\[2Ca(s) + O_2(g) \rightarrow 2CaO(s)\].
Nous pouvons voir en comparant les deux côtés de l'équation qu'il y a deux calciums de chaque côté et deux oxygènes de chaque côté.
2. Nous avons maintenant besoin de la masse moléculaire des réactifs et des produits :
\[Ca = 40]
\N- [2 \Nfois O = 32 \N]
\N- [CaO = 56 \N]
3. Nous devons maintenant calculer les moles de calcium utilisées. Nous pouvons utiliser la masse fournie et la masse moléculaire du calcium.
L'équation que nous allons utiliser est la suivante :
\[\text{masse de la substance (g)} = \text{nombre de moles (mol)} \times \text{masse moléculaire (\( \mathrm{g}\,\mathrm{mol}^{-1} \))}].
Nous voulons des moles, ce qui signifie que nous devons réarranger l'équation :
\(\text{Moles de calcium (moles)} =\text{masse de calcium (g)} ÷ \text{masse moléculaire de calcium} (g~mol^{-1}) \)
Donc
\[\text{Moles de calcium (moles)} = 6 (g) \div 40 (g mol^{-1}) = 0,15 moles\]
4. Nous devons maintenant examiner la stœchiométrie de l'équation pour identifier le rapport molaire
\[ 2Ca(s) + O_2(g) \rightarrow 2CaO(s)\]
Nous pouvons voir que le calcium et l'oxyde de calcium ont tous deux un 2 devant eux, ce qui signifie qu'ils ont un rapport 2:2 qui peut être simplifié en 1:1. Par conséquent, quelles que soient les moles de calcium, les moles d'oxyde de calcium seront les mêmes. Ainsi, le nombre de moles d'oxyde de calcium est également de 0,15 moles, ce qui correspond également à la quantité théorique en moles.
5. Nous devons maintenant déterminer quelles étaient les moles du rendement réel.
Nous pouvons le faire en utilisant la même équation que précédemment, puis en introduisant la masse du rendement réel produit et la masse moléculaire de l'oxyde de calcium.
\[\text{Moles d'oxyde de calcium (moles)} = \text{masse d'oxyde de calcium (g)} \div \text{masse moléculaire d'oxyde de calcium (g mol^{-1})}]
\[\text{Moles d'oxyde de calcium (moles)} = 6,7 (g) ÷ 56 (g mol^{-1})\N]
\[\text{Moles d'oxyde de calcium (moles)} = 0,12 moles\]
0,12 moles est notre rendement réel.
6. Maintenant que nous avons les moles du rendement réel et du rendement théorique, nous introduisons les chiffres dans l'équation :
\N( \Ntexte {Pourcentage de rendement} = 0,12 \Ndiv 0,15 \Nfois 100 \N)
Rendement en pourcentage = 80
Le pourcentage de rendement pour cette réaction est donc de 80 %.
Réactif excédentaire et réactif limitant
Pour déterminer ce qu'est un réactif limitant ou un réactif en excès, nous devons savoir ce qu'ils sont exactement. Un réactif en excès est un réactif qui est en trop lors d'une réaction et qui sera laissé de côté lors d'une réaction. Un réactif limitant est tout utilisé au cours de la réaction et la réaction s'arrête une fois que le réactif limitant est épuisé. Ainsi, le temps nécessaire pour que la réaction se termine est déterminé.
Pour calculer ces deux facteurs, nous avons besoin des moles des deux réactifs et de la stœchiométrie.
Prenons un exemple.
9,7 g de sodium réagissent avec 8,5 g de soufre pour produire Na2S. Indique quel réactif est limitant et lequel est en excès.
Ecris l'équation équilibrée.
\N( 2Na + S \rightarrow Na_2S \N)
1. Calcule d'abord les moles de chaque réactif
\[\text{Moles de sodium (moles)} = \text{masse de sodium (g)} ÷ \text{masse moléculaire de sodium} (g~mol^{-1})\]
\[\text{Moles de sodium (moles)} = 9,7 g ÷ 23 (g mol^{-1})\N]
\[\N-text{Moles de sodium (moles)} = 0,42 moles\N-text{Moles de sodium (moles)}]
\[\text{Moles de soufre (moles)} = \text{masse de soufre (g)} ÷ \text{masse moléculaire de soufre} (g mol^{-1}) \]
\[\text{Moles de soufre (moles)} = 8,5 g ÷ 32 (g mol^{-1})\]
Moles de soufre (moles) = 0,27 moles
2. Nous avons maintenant besoin d'une équation équilibrée pour identifier la stœchiométrie
\[2Na + S \rightarrow Na_2S\]
3. Nous pouvons voir des deux côtés qu'il y a 2 sodiums et 1 soufre, l'équation est donc équilibrée.
4. Enfin, nous pouvons identifier le réactif limitant et le réactif en excès.
Nous pouvons voir que pour que 0,4 moles de sodium réagissent, il faut 0,2 moles de soufre. Comme il y a 0,27 moles de soufre, cela signifie que le soufre est en excès, ce qui en fait le réactif en excès et le sodium le réactif limitant.
Volume des solutions
Dans cette section, nous allons étudier comment nous pouvons calculer le volume d'une solution. Comme nous l'avons déjà mentionné, nous devons nous assurer que tous les chiffres utilisés sont dans les bonnes unités.
Nous allons passer en revue un exemple pour consolider notre apprentissage :
25 cm3 d'une concentration de 0,1 mol*dm-3 d'acide chlorhydrique ont été utilisés pour neutraliser 20 cm3 d'une solution de carbonate de sodium de concentration inconnue. Calcule la concentration de carbonate de sodium.
1. Tout d'abord, nous devons calculer les moles d'acide chlorhydrique
\[\text{moles d'acide chlorhydrique (moles)} = \text{concentration d'acide chlorhydrique} (mol~dm^{-3}) \times \text{volume d'acide chlorhydrique} (dm^3) \].
Nous pouvons voir ici que le volume d'acide chlorhydrique est en cm3; pour le convertir en dm3, nous devons le diviser par 1000, ce qui équivaut à = 0,025 dm3; il s'agit maintenant des unités correctes à introduire dans l'équation.
\[\text{Moles d'acide chlorhydrique (moles)} = 0,025 dm^3 \time 0,1 mol~dm^{-3}\]
Moles d'acide chlorhydrique (moles) = 0,0025 moles
2. Nous avons maintenant besoin de l'équation équilibrée de cette réaction pour calculer la stœchiométrie.
\[ 2HCl + Na_2CO_3 \rightarrow 2NaCl + H_2O + CO_2\]
Nous pouvons voir que le rapport stœchiométrique entre le carbonate de sodium et l'acide chlorhydrique est de 1:2. Il faut donc 0,0025 moles d'acide chlorhydrique pour réagir avec 0,00125 moles de carbonate de sodium.
3. Nous pouvons maintenant calculer la concentration en utilisant les moles de carbonate de sodium et le volume qui nous a été fourni.
On nous a fourni le volume de la solution de carbonate de calcium en cm3, nous devons donc faire ce que nous avons fait précédemment en divisant le volume de 20cm3par 1000 pour obtenir les bonnes unités.
\N- 20 ÷ 1000 = 0,02 dm^3\N]
4. Nous pouvons maintenant utiliser ce chiffre pour calculer la concentration.
Concentration de la solution de carbonate de sodium (mol dm-3) = moles de carbonate de sodium (moles) ÷ volume de carbonate de sodium (dm-3)
\[\N-texte {Concentration de la solution de carbonate de sodium} (mol dm^{-3}) = 0,00125 (moles) ÷ 0,02 dm^3\N]
\[\text{Concentrations de la solution de carbonate de sodium} (mol dm^{-3}) = 0,0625 mol dm^{-3}\]
Donc la concentration de la solution de carbonate de sodium (mol dm-3) = 0.0625 mol dm-3
Volume des gaz
Le dernier exemple que nous allons parcourir consistera à utiliser l'équation du volume de la gazeuse. C'est généralement l'un des plus faciles, car nous n'avons pas besoin de trouver trop d'informations nous-mêmes. C'est pourquoi nous allons passer en revue notre dernier exemple.
Calcule le volume de 3 moles d'hydrogène dans des conditions standard.
Nous connaissons le nombre de moles d'hydrogène, et nous connaissons le volume molaire du gaz (24,5 dm3), donc pour calculer le volume du gaz, nous utilisons l'équation suivante :
\[\text{Volume d'hydrogène} (dm^3) = \text{montant d'hydrogène (moles)} \text{volume molaire de gaz} (24,5 dm^3)\N].
\[\text{Volume d'hydrogène} (dm^3) = 3 moles x 24,5 dm^3\]
\[\text{Volume d'hydrogène} (dm^3) = 73,5 dm^3\]
Le volume de 3 moles d'hydrogène est donc de 73,5 dm3.
Masses des réactifs - Principaux enseignements
- En utilisant les masses des différents réactifs, nous pouvons calculer de nombreuses choses telles que les moles et la masse, le pourcentage de rendement, les réactifs excédentaires et limitatifs, les moles et le volume et le volume des gaz.
- Pour calculer la masse d'une substance en utilisant les moles et la masse moléculaire, nous pouvons utiliser l'équation : \[\text{Masse de la substance (g)} = \text{nombre de moles (moles)} \text{masse moléculaire (g mol^{-1})}].
- Pour calculer le pourcentage de rendement, on utilise l'équation : \[\text{rendement en pourcentage} = \text{rendement réel} \div \text{rendement théorique} \text{rendement théorique} \time 100\].
- Pour calculer les moles, le volume et la concentration, nous pouvons utiliser l'équation : \N[Moles (moles) = concentration (mol dm^{-3}) x volume (dm^3)\N].
- Pour calculer le volume des gaz, nous pouvons utiliser l'équation : \[\text{Volume de gaz (dm^3)} = \text{montant de gaz (moles)} \text{volume molaire de gaz} (24 dm^3)\].
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